无机化学化学动力学基础公开课一等奖优质课大赛微课获奖课件.pptx

3.1 化学反应速率概念化学反应速率概念第三章第三章 化学动力学基础化学动力学基础3.5 催化剂和催化作用催化剂和催化作用3.4 反应速率理论和反应机理简介反应速率理论和反应机理简介3.3 温度对反应速率影响温度对反应速率影响 Arrhenius方程式方程式3.2 浓度对反应速率影响浓度对反应速率影响 速率方程式速率方程式第1页第1页3.1 化学反应速率概念化学反应速率概念3.1.2 定容反应反应速率定容反应反应速率3.1.1 平均速率与瞬时速率平均速率与瞬时速率第2页第2页3.1.1 平均速率与瞬时速率平均速率与瞬时速率1.平均速率某一有限时间间隔内浓度改变量。（生成物）=(反应物)第3页第3页40，5.00mLCCl4中中N2O5分解速率分解速率N2O5(CCl4)2NO2(CCl4)+1/2O2(g)第4页第4页t1=0 s c1(N2O5)=0.200 molL-1 t2=300 s c2(N2O5)=0.180 molL-12NO2(CCl4)+1/2 O2(g)例：N2O5(CCl4)第5页第5页 对于普通化学反应：aA+bB gG+hH 2.瞬时速率 时间间隔t趋于无限小时平均速率极限值第6页第6页为导数，它几何意义是c-t曲线上某点斜率。E第7页第7页比如2700s时瞬时速率：A点斜率=第8页第8页3.1.2 定容反应反应速率定容反应反应速率第9页第9页aA +bB yY +zZ对于定容气相反应：对于普通化学反应：第10页第10页3.2 浓度对反应速率影响浓度对反应速率影响 速率方程式速率方程式3.2.1 化学反应速率方程式化学反应速率方程式3.2.3 浓度与时间定量关系浓度与时间定量关系3.2.2 由试验拟定反应速率方程由试验拟定反应速率方程 简朴办法简朴办法初始速率法初始速率法第11页第11页40，CCl4中N2O5分解反应：c(N2O5)3.2.1 化学反应速率方程式化学反应速率方程式 N2O5分解速率与N2O5浓度比值是恒定，即反应速率与c(N2O5)成正比。可见：第12页第12页对于普通化学反应：,反应级数：若=1，A为一级反应；=2，B为二级反应，则+=3，总反应级数为3。，必须通过试验拟定其值。通常a,b。k 反应速率系数：零级反应 molL-1 s-1；一级反应 s-1；二级反应 (molL-1)-1 s-1；k 不随浓度而变，但受温度影响，通常温度升高，k 增大。第13页第13页第14页第14页比如：反应相关试验数据下列：3.2.2 由试验拟定反应速率方程由试验拟定反应速率方程 简朴办法简朴办法初始速率法初始速率法第15页第15页该反应速率方程式：对NO而言是二级反应，对H2而言是一级反应。试问如何求出反应速率系数？第16页第16页亦可写为：3.2.3 浓度与时间定量关系浓度与时间定量关系第17页第17页lnc-t 曲线应为直线 第18页第18页 当反应物A转化率为50%时所需反应时间称为半衰期，用 表示。对于一级反应,其半衰期为：则半衰期：转化率=第19页第19页零级、一级、二级反应速率方程总结：零级、一级、二级反应速率方程总结：仅适合用于只有一个反应物二级反应。第20页第20页3.3.1 Arrhenius方程方程式式3.3 温度对反应速率影响温度对反应速率影响 Arrhenius方程式方程式3.3.3 对对Arrhenius方程进一步分析方程进一步分析3.3.2 Arrhenius方程方程式应用式应用第21页第21页影响反应速率原因有两个：k和cB k与温度相关，T增大，普通k也增大，但kT不是线性关系。反应速率方程3.3.1 Arrhenius方程方程式式第22页第22页第23页第23页k-T 关系图：lnk-1/T 图Arrhenius方程：方程：（指数形式）k0指前参量Ea试验活化能，单位为kJmol-1。k-T 图第24页第24页显然 为直线关系直线截距为lnk0 。直线斜率为 ，第25页第25页1.已知T1k1，T2k2，求Ea 两式相减，整理得到：3.3.2 Arrhenius方程方程式应用式应用第26页第26页2.由Ea计算反应速率常数例题：2N2O5(g)2N2O4(g)+O2(g)已知：T1=298.15K,k1=0.46910-4s-1 T2=318.15K,k2=6.2910-4s-1求：Ea及338.15K时k3。第27页第27页 2.温度升高，k增大，普通反应温度每升高10，k将增大210倍；1.在 ，Ea处于方程指数项中，对k有明显影响，在室温下，Ea每增长4kJmol-1，k值减少约80%；3.3.3 对对Arrhenius方程进一步分析方程进一步分析第28页第28页 4.对不同反应，升高相同温度，Ea大反应 k 增大倍数多，因此升高温度对反应慢反应有显著加速作用。3.依据 对同一反应，升高一定温度，在高温区k值增长较少，因此对于原本反应温度不高反应,可采用升温办法提升反应速率；第29页第29页3.4.1 碰撞理论碰撞理论3.4 反应速率理论和反应机理简介反应速率理论和反应机理简介3.4.4 反应机理与元反应反应机理与元反应3.4.3 活化能与反应速率活化能与反应速率3.4.2 活化络合物理论活化络合物理论(过渡态理论过渡态理论)第30页第30页 以气体分子运动论为基础，主要用于气相双分子反应。比如：反应发生反应两个基本前提：发生碰撞分子应有足够高能量发生碰撞分子应有足够高能量 碰撞几何方位要适当碰撞几何方位要适当3.4.1 碰撞理论碰撞理论第31页第31页反应:O3(g)+NO(g)NO2(g)+O2(g)能够发生反应碰撞称为有效碰撞能够发生有效碰撞分子称为活化分子第32页第32页气体分子能量分布和活化能EkEcE第33页第33页过渡状态理论认为：当两个含有足够能量反应物分子互相靠近时，分子中化学键要发生重排，即反应物分子先形成活化配合物中间过渡状态，活化配合物能量很高，不稳定，它将分解部分形成反应产物。其活化络合物为 ，含有较高势能Eac 。它很不稳定，不久分解为产物分子NO2和O2。N O O O O3.4.2 活化络合物理论活化络合物理论(过渡态理论过渡态理论)第34页第34页化学反应过程中能量改变曲线化学反应过程中能量改变曲线Ea(逆)(正)(正)Ea(逆)EacEacE()E()第35页第35页E()反应物(始态)势能E()生成物(终态)势能正反应活化能 Ea(正)=Eac-E()逆反应活化能 Ea(逆)=Eac-E()rHm=E()-E()=Eac-Ea(逆)-Eac-Ea(正)rHm=Ea(正)-Ea(逆)Ea(正)Ea(逆)，rHm 0，为放热反应；Ea(正)Ea(逆)，rHm 0，为吸热反应。第36页第36页3.4.3 活化能与反应速率活化能与反应速率第37页第37页EcEEk气体分子能量分布及活化能第38页第38页 浓度影响：当温度一定，某反应活化能也一定期,浓度增大,分子总数增长，活化分子数随之增多,反应速率增大。温度影响：当浓度一定，温度升高，活化分子分数增多,反应速率增大。第39页第39页 意义：通过试验一旦证实某一反应为元反应,就能够依据化学反应计量方程式直接写出其速率方程式。反应机理：化学反应过程中经历真实反应环节集合。元反应：由反应物一步生成生成物反应，没有可用宏观试验办法检测到中间产物。为元反应3.4.4 反应机理与元反应反应机理与元反应第40页第40页 复合反应：由两个或两个以上元反应组合而成总反应。在复合反应中,可用试验检测到中间产物存在,但它被后面一步或几步反应消耗掉,因而不出现在总反应方程式中。如：为由下列两步构成复合反应(慢)(快)中间产物NO3可被光谱检测到，但是没有从混合物中分离出来。控制环节速率方程式：第41页第41页例题：一氧化氮被还原为氮气和水：依据光谱学研究提出反应机理是：依据这一反应机理推断其速率方程式，并拟定相关物种反应级数。(慢)k2(快)k1快,平衡)22ONNO2k1k-1第42页第42页解：按照速率控制环节(最慢一步)是中间产物，依据第一步快速平衡，该反应对NO是二级反应，对H2是一级反应。代入则第43页第43页3.5.1 催化剂与催化作用基本特性催化剂与催化作用基本特性3.5 催化剂和催化作用催化剂和催化作用3.5.3 酶催化酶催化3.5.2 均相催化与多相催化均相催化与多相催化第44页第44页 催化剂：存在少许就能加快反应而本身最后并无损耗物质。3.5.1 催化剂与催化作用基本特性催化剂与催化作用基本特性第45页第45页催化作用特点：只能对热力学上也许发生反应起作用。通过改变反应路径以缩短达到平衡时间。只有在特定条件下催化剂才干表现活性。催化剂有选择性，选择不同催化剂会有 利于不同种产物生成。第46页第46页催化剂对反应活化能影响第47页第47页1.均相催化：催化剂与反应物种在同一相中催化反应。没有催化剂存在时，过氧化氢分解反应为：加入催化剂Br2，能够加快H2O2分解，分解反应机理是：第一步第二步总反应：3.5.2 均相催化与多相催化均相催化与多相催化第48页第48页催化剂对反应活化能影响第49页第49页 试验结果表明，催化剂参与分解反应，改变了反应机理，减少了反应活化能，增大了活化分子分数，反应速率明显增大。活化能减少使活化分子数增长第50页第50页2.多相催化：催化剂与反应物种不属于同一物相催化反应。汽车尾气(NO和CO)催化转化：反应在固相催化剂表面活性中心上进行，催化剂分散在陶瓷载体上，其表面积很大，活性中心足够多，尾气可与催化剂充足接触。第51页第51页酶催化：以酶为催化剂反应。特点：高效 高选择性 条件温和3.5.3 酶催化酶催化第52页第52页